2. ∗ Puede decirse que la química nace como ciencia a
finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la
formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la
experimentación cuantitativa de numerosos
procesos químicos, de las leyes clásicas de la química:
Historia: modelos atómicos
3. ∗ La imagen del átomo
expuesta por Dalton en su
teoría atómica, para
explicar las leyes de la
Quimica, es la de
minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre sí
en cada elemento químico.
1808
John DaltonJohn Dalton
Descubrimientos fundamentales que respaldan la
existencia del átomo y su estructura
4. ∗ Publicó sus ideas
sobre el modelo
atómico de la materia
Los principios
fundamentales de
esta teoría son:
1. La materia está formada por
minúsculas partículas indivisibles
llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que
se distinguen por su masa y sus
propiedades. Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos
de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.
5. 3.Los compuestos se
forman al combinarse
los átomos de dos o
más elementos en
proporciones fijas y
sencillas. De modo que
en un compuesto los
átomos de cada tipo
están en una relación de
números enteros o
fracciones sencillas.
4.En las reacciones
químicas, los átomos se
intercambian de una a otra
sustancia, pero ningún
átomo de un elemento
desaparece ni se
transforma en un átomo de
otro elemento.
6. ∗ 1897
J.J. Thomson
∗ Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
∗ De este descubrimiento dedujo que
el átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados
los electrones. Al que llamó
∗ ¨budín de pasas¨
7. ∗ 1911
E. Rutherford
Demostró que los átomos
no eran macizos, como se
creía, sino que están vacíos
en su mayor parte y en su
centro hay un diminuto
núcleo.
Dedujo que el átomo debía
estar formado por una
corteza con los electrones
girando alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente.
8. ∗ 1913
Niels Bohr
∗ Espectros atómicos
discontinuos originados por
la radiación emitida por los
átomos excitados de los
elementos en estado
gaseoso.
Propuso un nuevo modelo
atómico, según el cual los
electrones giran alrededor
del núcleo en unos niveles
bien definidos.
9. Modelo atómico del hidrógeno
propuesto por BohrPostulados de la teoría del quantum:
∗ 1.- Los e se mueven en orbitas de energía
definidos,
∗ 2.- Mientras conserven su orbita, no absorben ni
desprenden energía.
∗ 3.- Los e pueden pasar a un nivel menor o mayor,
siempre y cuando absorban o desprendan la
energía necesaria.
∗ 4.- Cuando los e absorben o desprenden energía
lo hacen en cantidades unitarias llamadas
¨cuantos¨.
Representó a los niveles de energía con la letra
¨n¨, que toma valores enteros de 1,2,3,…
10. Modelo Atomico de Schrödinger
En 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Plank y Luis
Broglie y las matematicas de William Rowam Hamilton,
desarrollo un modelo matematico en donde aparecen
tres parlamentos: n, l y m.
11. En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de
Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo
de Bohr:
Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas
circulares o elípticas.
A partir del segundo nivel energético existen dos o más
subniveles en el mismo nivel.
El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
12. ∗ 1926, físico alemán Werner Heisenberg, después de haber
diseñado varios experimentos hipotéticos para determinar
con precisión la posición y velocidad del electrón, llegó a la
conclusión de que esa determinación era imposible.
¨Es imposible determinar con precisión y simultáneamente
su posición y velocidad de un electrón ya que al precisar su
posición su velocidad se altera y viceversa.
13. ∗ Es posible deducir donde se encuentra un electrón, por
medio de los números cuánticos.
∗ n, l, m y s
∗ El número cuántico principal (n) describe el tamaño del
orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son
más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar
cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
14. ∗ El número cuántico del momento angular orbital (l) describe
la forma del orbital atómico. Toma valores desde 0 hasta n-1.
Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.
∗ l = 0 orbital s (sharp)
∗ l = 1 orbital p (principal)
∗ l = 2 orbital d (diffuse)
∗ l = 3 orbital f (fundamental)
15.
16. ∗ El número cuántico magnético (ml), determina la orientación
espacial del orbital.
Se denomina magnético porque esta orientación espacial se
acostumbra a definir en relación a un campo magnético
externo.
Toma valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2,
los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
17. ∗ El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos
valores: +1/2 y -1/2.
Principio de construcción de Auf Bau
En un átomo los electrones buscan su acomodo primero en
aquellos subniveles de menor energía, es decir, aquellos en
que su valor de n + l sea menor.
18. ∗ Principio de exclusión de Pauli.
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro
número cuánticos iguales.
∗ Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los
cinco orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se
distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines
paralelos, es decir, desapareados.
